Desenhe as moléculas de \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{NH}_{4}{ }^{+}, \mathrm{OF}_{2} e \mathrm{BeF}_{2} e indique:
a) a geometria por pares de elétrons na camada de valência e real de cada espécie;
b) a polaridade de cada molécula.

Passo 1

O enunciado pede que, para cada espécie \mathrm{NH}_3, \mathrm{NH}_4^{+}, \mathrm{OF}_2 e \mathrm{BeF}_2, eu:
  • desenhe (representação tipo Lewis / disposição dos pares de elétrons) a molécula;
  • indique (a) a geometria por pares de elétrons na camada de valência (isto é, a geometria dos domínios eletrônicos) e a geometria real (a forma molecular, considerando apenas posições dos átomos);
  • indique (b) a polaridade de cada molécula (se é polar ou não e a direção qualitativa do momento dipolar quando aplicável).
Informações disponíveis do enunciado:
  • As fórmulas das espécies químicas: \mathrm{NH}_3, \mathrm{NH}_4^{+}, \mathrm{OF}_2, \mathrm{BeF}_2.
  • Não há figuras adicionais; portanto todos os desenhos e contagens serão construídos a partir das fórmulas e da teoria de Lewis / VSEPR.

Passo 2

Como vamos proceder (método que vou aplicar em todas as espécies) — explicação passo a passo do método (aulas rápidas):
  1. Contar elétrons de valência totais:
    • Somar os elétrons de valência de cada átomo (tabela periódica: H = 1, B e Be = 2, C = 4, N = 5, O = 6, F = 7, etc.).
    • Para íons, subtrair elétrons se a carga for positiva, adicionar se negativa.
  2. Montar a estrutura de Lewis:
    • Colocar o átomo menos eletronegativo no centro (H nunca é central).
    • Ligar átomos ao central com pares de elétrons (ligações simples inicialmente) até usar os elétrons; completar octetos (ou duetos para H) preferencialmente.
    • Verificar formalidades (quando necessário ajustar com ligações múltiplas).
  3. Encontrar o número de domínios eletrônicos (também chamado de número estéreo ou steric number): \text{Número de domínios}=\text{número de ligações (pares ligantes)}+\text{número de pares solitários no átomo central}.úíúçõúáá
  4. Usar VSEPR (repulsão entre pares de elétrons) para associar o número de domínios à geometria dos pares de elétrons e à geometria molecular (forma dos átomos). Tabela útil resumida:
    • Domínios =2 \Rightarrow geometria dos pares: linear; forma molecular: linear; ângulo 180^\circ.
    • Domínios =3 \Rightarrow geometria dos pares: trigonal plana; forma molecular: trigonal plana (se 0 pares solitários) ou angular (se 1 par solitário).
    • Domínios =4 \Rightarrow geometria dos pares: tetraédrica; formas moleculares possíveis: tetraédrica (0 pares isolados), trigonal piramidal (1 par isolado), angular/bent (2 pares isolados).
    • Domínios =5 e =6: trigonal bipiramidal e octaédrica (não serão necessários aqui).
  5. Determinar polaridade:
    • Cada ligação tem um momento dipolar apontando do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo.
    • Se a geometria molecular for simétrica (os momentos se cancelam), a molécula é apolar; caso contrário, é polar.
    • Ex.: ligações \mathrm{Be-F} e \mathrm{N-H} são polares, mas em arranjo linear ou tetraédrico simétrico podem cancelar.
Agora aplicarei esse procedimento a cada espécie, desenhando a estrutura de Lewis (em texto) e explicando cada passo.

Passo 3

  1. Contagem de elétrons de valência: 5\\ (\text{N}) + 3\times 1\\ (\text{H}) = 5+3=8\\ \text{elétrons}.é
  2. Estrutura de Lewis (representação textual):
    • N central com três ligações simples a três H e um par isolado em N.
    • Notação (dots para par isolado do N): :\!\mathrm{N}-\mathrm{H} etc. Em texto:
      H
      |
      H– \mathrm{N}:
      |
      H
      (o par solitário está no N; imagine o par “:” acima do N)
  3. Número de domínios no N:
    • 3 ligações simples = 3 domínios ligantes
    • 1 par isolado = 1 domínio não ligante
    \text{domínios}=3+1=4.í
  4. Geometrias (VSEPR):
    • Geometria por pares de elétrons: tetraédrica (porque 4 domínios).
    • Geometria molecular (real): trigonal piramidal (porque há 1 par isolado que empurra os três H para formar uma pirâmide com N no vértice).
    • Ângulo aproximadamente \approx 107^\circ (menor que 109{,}5^\circ por repulsão extra do par isolado).
  5. Polaridade:
    • Ligações \mathrm{N-H} são polares (N mais eletronegativo que H), e a presença do par isolado cria uma assimetria.
    • Resultado: molécula polar; o momento dipolar aponta da “base” dos H para o N (ou seja, há um dipolo resultante apontando para o átomo de N, aproximadamente perpendicular ao plano dos três H).

Passo 4

  1. Contagem de elétrons de valência: 5\\ (\text{N}) + 4\times 1\\ (\text{H}) - 1\\ (\text{carga }+1) = 5+4-1=8\\ \text{elétrons}.é(subtrai-se 1 por ser íon com carga positiva)
  2. Estrutura de Lewis:
    • N central ligado a quatro H por ligações simples; nenhum par isolado no N.
    • Notação em texto: H
      |
      H– \mathrm{N}–H
      |
      H
    • O íon carrega carga +1; formalmente N tem carga formal +1, H’s neutros.
  3. Número de domínios no N:
    • 4 ligações, 0 pares isolados \Rightarrow domínios =4.
  4. Geometrias:
    • Geometria por pares de elétrons: tetraédrica.
    • Geometria molecular (real): tetraédrica (simetria completa).
    • ângulo de ligação ideal: 109{,}5^\circ.
  5. Polaridade:
    • Cada ligação \mathrm{N-H} é levemente polar (N é mais eletronegativo), mas pela geometria tetraédrica perfeitamente simétrica, os vetores dipolares se cancelam.
    • Resultado: a molécula (íon) é apolar em termos de momento dipolar (dipolo resultante nulo), embora haja uma carga total +1 (ou seja, não tem momento dipolar vetorial).

Passo 5

  1. Contagem de elétrons de valência: 6\\ (\text{O}) + 2\times 7\\ (\text{F}) = 6+14=20\\ \text{elétrons}.é
  2. Estrutura de Lewis:
    • O central ligado a dois F por ligações simples; O com dois pares isolados; cada F com três pares isolados.
    • Representação textual (pares no O como dois “:” laterais):
      F– \mathrm{O}:\!:–F
      (cada F tem três pares que completam seu octeto)
  3. Número de domínios no O:
    • 2 ligações ligantes + 2 pares solitários = 4 domínios.
  4. Geometrias:
    • Geometria por pares de elétrons: tetraédrica (4 domínios).
    • Geometria molecular (real): angular / bent (dois átomos ligados e dois pares isolados) — como a água.
    • Ângulo de ligação aproximado: ~ 103^\circ (um pouco menor que em \mathrm{H_2O} por diferenças de repulsão e eletronegatividade).
  5. Polaridade:
    • Ligação \mathrm{O-F} é fortemente polar no sentido \mathrm{O}\to\mathrm{F} (F mais eletronegativo).
    • A geometria bent impede o cancelamento dos dipolos; há dipolo resultante apontando em direção aos dois F (ou seja, molécula polar).
    • Portanto \mathrm{OF}_2 é polar; carga parcial negativa nas F e parcial positiva no O.

Passo 6

  1. Contagem de elétrons de valência: 2\\ (\text{Be}) + 2\times 7\\ (\text{F}) = 2+14=16\\ \text{elétrons}.é
  2. Estrutura de Lewis:
    • Be central ligado a dois F por ligações simples; Be não tem pares isolados (Be frequentemente é deficiente de elétrons: só alcança 4 elétrons em ligações simples), cada F com três pares isolados.
    • Representação textual linear: F–Be–F
  3. Número de domínios no Be:
    • 2 ligações ligantes + 0 pares solitários = 2 domínios.
  4. Geometrias:
    • Geometria por pares de elétrons: linear (domínios =2).
    • Geometria molecular (real): linear.
    • Ângulo de ligação: 180^\circ.
    • Observação didática: Be é pequeno e forma duas ligações simples; o fato de Be não completar um octeto é comum em elementos do 2º período com baixa eletronegatividade.
  5. Polaridade:
    • Ligações \mathrm{Be-F} são polares (F muito mais eletronegativo).
    • Porém, pela geometria linear e simétrica, os momentos dipolares das duas ligações se cancelam (vetores iguais e opostos).
    • Resultado: \mathrm{BeF}_2 no estado molecular isolado é apolar (momento dipolar resultante nulo). (Em fase sólida/complexos pode formar estruturas iônicas/lattices, mas aqui tratamos a molécula linear isolada.)

Passo 7

  • \mathrm{NH}_3:
    • Lewis: três ligações N–H e um par isolado no N: H–N(😃–H com um H abaixo (trigonal piramidal).
  • \mathrm{NH}_4^{+}:
    • Lewis: quatro ligações N–H, nenhum par isolado; íon com carga + no conjunto.
  • \mathrm{OF}_2:
    • Lewis: F–O–F com dois pares isolados no O (estrutura bent).
  • \mathrm{BeF}_2:
    • Lewis: F–Be–F linear, sem pares isolados no Be.

Resposta

\mathrm{NH}_3: geometria por pares de elétrons = tetraédrica; geometria molecular (real) = trigonal piramidal; polaridade = polar (momento dipolar apontando para o N).
\mathrm{NH}_4^{+}: geometria por pares de elétrons = tetraédrica; geometria molecular (real) = tetraédrica; polaridade = apolar (momento dipolar resultante nulo), carga total +1.
\mathrm{OF}_2: geometria por pares de elétrons = tetraédrica; geometria molecular (real) = angular (bent); polaridade = polar (dipolo resultante apontando em direção às F).
\mathrm{BeF}_2: geometria por pares de elétrons = linear; geometria molecular (real) = linear; polaridade = apolar (dipolos \mathrm{Be-F} se cancelam).

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